Arrēniusa skābju un bāzu piemēru jautājumi un diskusija
Skābes un bāzes ir ķīmijas pamatjēdzieni. Viena no pazīstamākajām teorijām, kas izskaidro skābju un bāzu uzvedību, ir Arrēniusa teorija. Saskaņā ar Arrēniusa teoriju, skābe ir savienojums, kas, izšķīdinot ūdenī, rada H⁺ (vai H₃O⁺) jonus, savukārt bāze ir savienojums, kas, izšķīdinot ūdenī, rada OH⁻ jonus. Šajā rakstā mēs apspriedīsim vairākus piemērus problēmām saistībā ar skābēm un bāzēm saskaņā ar Arrēniusa teoriju, kā arī to risinājumus.
1. jautājuma piemērs
Jautājums:
0,1 M sālsskābes (HCl) šķīdums ir izšķīdināts ūdenī. Aprēķiniet H⁺ jonu koncentrāciju šķīdumā.
Diskusija:
Saskaņā ar Arrēniusa teoriju HCl ir skābe, jo, izšķīdinot ūdenī, tā rada H⁺ jonus. HCl jonizācijas vienādojums ūdenī ir šāds:
\[ \tekst{HCl} \līdz \tekst{H}^+ + \tekst{Cl}^- \]
Sākotnējā HCl koncentrācija ir 0,1 M. Tā kā HCl ir stipra skābe, kas pilnībā jonizējas ūdens šķīdumā, katra HCl molekula radīs vienu H⁺ jonu un vienu Cl⁻ jonu. Tāpēc H⁺ jonu koncentrācija šķīdumā ir vienāda ar HCl koncentrāciju, proti:
\[ [\teksts{H}^+] = 0,1 \teksts{M} \]
Tātad H⁺ jonu koncentrācija 0,1 M HCl šķīdumā ir 0,1 M.
2. jautājuma piemērs
Jautājums:
Aprēķiniet 0,01 M slāpekļskābes (HNO₃) šķīduma pH.
Diskusija:
HNO₃ ir stipra skābe, kas pilnībā jonizējas ūdenī, tāpēc HNO₃ jonizācijas vienādojums ir šāds:
[HNO_3 uz H^+ + NO_3^-]
Dotā HNO₃ koncentrācija ir 0,01 M. Tā kā HNO₃ ir stipra skābe, katra HNO₃ molekula radīs vienu H⁺ jonu. Tāpēc H⁺ jonu koncentrācija šķīdumā ir vienāda ar HNO₃ koncentrāciju, proti:
\[ [\teksts{H}^+] = 0,01 \teksts{M} \]
pH līmeni var aprēķināt, izmantojot formulu:
\[ \text{pH} = -\log [ \text{H}^+] \]
Ievietojot formulā H⁺ jonu koncentrāciju, iegūstam:
\[ \text{pH} = -\log(0,01) = -\log(10^{-2}) = 2 \]
Tātad 0,01 M HNO₃ šķīduma pH ir 2.
3. jautājuma piemērs
Jautājums:
Nosakiet OH⁻ jonu koncentrāciju 0,05 M NaOH šķīdumā.
Diskusija:
NaOH ir spēcīga bāze, kas pilnībā jonizējas ūdenī, tāpēc NaOH jonizācijas vienādojums ir šāds:
\[ \text{NaOH} \uz \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
Dotā NaOH koncentrācija ir 0,05 M. Tā kā NaOH ir stipra bāze, katra NaOH molekula radīs vienu OH⁻ jonu. Tāpēc OH⁻ jonu koncentrācija šķīdumā ir vienāda ar NaOH koncentrāciju, proti:
\[ [\teksts{OH}^-] = 0,05 \teksts{M} \]
Tātad OH⁻ jonu koncentrācija 0,05 M NaOH šķīdumā ir 0,05 M.
4. jautājuma piemērs
Jautājums:
Aprēķiniet 0,01 M KOH šķīduma pH.
Diskusija:
KOH ir spēcīga bāze, kas pilnībā jonizējas ūdenī. KOH jonizācijas vienādojums ūdenī ir šāds:
\[ \tekst{KOH} \līdz \tekst{K}^+ + \tekst{OH}^- \]
Dotā KOH koncentrācija ir 0,01 M. Tā kā KOH ir stipra bāze, katra KOH molekula ražos vienu OH⁻ jonu. Tāpēc OH⁻ jonu koncentrācija šķīdumā ir vienāda ar KOH koncentrāciju, proti:
\[ [\teksts{OH}^-] = 0,01 \teksts{M} \]
pH ir H⁺ jonu koncentrācijas mērs šķīdumā. Varam izmantot pH, H⁺ joniem un OH⁻ joniem raksturīgo attiecību, ko sniedz ūdens jonu reizinājums (Kw):
\[ \tekst{Kw} = [ \tekst{H}^+][ \tekst{OH}^-] = 1 \reiz 10^{-14} \]
Zinot [OH⁻] vērtību, mēs varam aprēķināt [H⁺]:
\[ [\teksts{H}^+] = \frac{\teksts{Kw}}{[\teksts{OH}^-]} = \frac{1 \reiz 10^{-14}}{0,01} = 1 \reiz 10^{-12} \tekst{M} \]
pH līmeni var aprēķināt, izmantojot formulu:
\[ \text{pH} = -\log [ \text{H}^+] \]
Ievietojot formulā H⁺ jonu koncentrāciju, iegūstam:
\[ \text{pH} = -\log(1 × 10^{-12}) = 12 \]
Tātad 0,01 M KOH šķīduma pH ir 12.
5. jautājuma piemērs
Jautājums:
Šķīduma pH ir 3. Aprēķiniet H⁺ jonu koncentrāciju šķīdumā.
Diskusija:
pH ir H⁺ jonu koncentrācijas mērs šķīdumā, un to var izteikt ar formulu:
\[ \text{pH} = -\log [ \text{H}^+] \]
Lai aprēķinātu H⁺ jonu koncentrāciju, mēs mainām formulu uz:
\[ [\teksts{H}^+] = 10^{-\teksts{pH}} \]
Ievietojot dotās pH vērtības, iegūstam:
\[ [\teksts{H}^+] = 10^{-3} = 0,001 \teksts{M} \]
Tātad H⁺ jonu koncentrācija šķīdumā ar pH = 3 ir 0,001 M.
6. jautājuma piemērs
Jautājums:
NH₄OH šķīduma koncentrācija ir 0,1 M. Aprēķiniet šķīduma pH, ja NH₄OH Kb vērtība ir 1,8 x 10⁻⁵.
Diskusija:
NH₄OH ir vāja bāze, kas pilnībā nejonizējas ūdenī. NH₄OH jonizācijas vienādojums ūdenī ir šāds:
\[ \text{NH}_4\text{OH} \leftrightarrow \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \]
NH₄OH jonizācijas līdzsvara konstanti sauc par Kb, un to izsaka:
\[ K_b = \frac{[\text{NH}_4^+][\text{OH}^-]}{[\text{NH}_4\text{OH}} \]
Tā kā NH₄OH ir vāja bāze, OH⁻ jonu koncentrācijas aprēķināšanai izmantojam Kb. Pieņemot, ka x ir jonizētā NH₄OH koncentrācija, jonizācijas vienādojums kļūst par:
\[K_b = \frac{x^2}{0,1 – x} \aptuveni \frac{x^2}{0,1} \]
Tā kā Kb vērtība ir ļoti maza, mēs pieņemam \(0,1 – x \aptuveni 0,1\):
\[1,8 x 10^{-5} = \frac{x^2}{0,1} \]
\[x^2 = 1,8 \reiz 10^{-6} \]
\[x = \sqrt{1,8 \reiz 10^{-6}} \]
\[ x \aptuveni 1,34 \reiz 10^{-3} \text{ M} \]
Tātad OH⁻ jonu koncentrācija ir \(1,34 \x 10^{-3} \text{ M}\).
No šīs koncentrācijas mēs varam aprēķināt H⁺ jonu koncentrāciju, izmantojot Kw:
\[ [\teksts{H}^+] = \frac{1 \reiz 10^{-14}}{1,34 \reiz 10^{-3}} \]
\[ [\teksts{H}^+] = 7,46 \reiz 10^{-12} \teksts{M} \]
pH:
\[ \text{pH} = -\log (7,46 x 10^{-12}) \]
\[ \text{pH} \aptuveni 11,13 \]
Tātad 0,1 M NH₄OH šķīduma pH ir aptuveni 11,13.
Secinājums
Arrēniusa teorija sniedz vērtīgu pamatu, lai izprastu, kā skābes un bāzes uzvedas šķīdumos. Šajā diskusijā mēs aplūkojām vairākus uzdevumu piemērus, kas ilustrē, kā šos jēdzienus var izmantot, lai aprēķinātu H⁺ un OH⁻ jonu koncentrācijas un dažādu šķīdumu pH. Šīs teorijas izpratne ir būtiska ikvienam, kurš vēlas studēt ķīmijā, neatkarīgi no tā, vai tas notiek vidusskolas vai augstākās izglītības līmenī.
